Ácidos e Bases.

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1 Ácidos e Bases

2 O Conceito de Arrhenius para Ácidos e Bases
Apresentado pelo químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius ( ) em 1887. Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons H+(aq) na solução. HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq) 100% ionizado ≡ ácido forte (eletrólito forte) Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons OH-(aq) na solução. NaOH(aq)  Na+(aq) + OH-(aq) 100% dissociado ≡ base forte (eletrólito forte)

3 H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)
O Conceito de Arrhenius para Ácidos e Bases A reação entre um ácido forte e uma base forte, produz sal e água e é chamada de Reação de Neutralização. Sal é todo composto iônico cujo cátion provem de uma base e cujo ânion provem de um ácido. O conceito de Ahrrenius para ácidos e bases, embora tenha contribuído para explicar um grande número de fenômenos, mostrou-se restrito a água. HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)

4 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases
Apresentado, independentemente, pelos químicos J.N. Brönsted e T.M. Lowry, em 1923. Ácidos são substâncias capazes de doar um próton a outras substâncias. Bases são substâncias capazes de aceitar um próton de outras substâncias. HNO3(aq) + H2O(l)  NO3-(aq) + H3O+(aq) ácido base NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) base ácido

5 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases
HNO3(aq) + H2O(l)  NO3-(aq) + H3O+(aq) íon hidrônio ácido de Bronsted base de Bronsted NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) íon hidróxido base de Bronsted ácido de Bronsted

6 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases
HNO3(aq) + H2O(l)  NO3-(aq) + H3O+(aq) base de Bronsted NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq) A água é uma substância anfótera: capaz de se comportar como um ácido ou base de Bronsted ácido de Bronsted

7 Íon Hidrônio Um íon H+, o núcleo de um átomo de hidrogênio, não é capaz de existir separadamente em água. H+ combina-se com a água formando o íon hidrônio, H3O+, ou outros aglomerados, tais como H5O2+ e H9O4+.

8 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases: pares ácido-base conjugados
Todas as reações entre um ácido e uma base de Bronsted envolvem a transferência de um próton e tem dois pares ácido-base conjugados. HCO3-/CO32-, H2O/H3O+ e NH3/NH4+ são pares ácido-base conjugados. HCO3-(aq) ácido + H2O(l) base H3O+(aq) + CO32-(aq) H+ NH3-(aq) base + H2O(l) ácido OH-(aq) + NH4+(aq) H+

9 O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases: pares ácido-base conjugados
A Tabela abaixo mostra alguns exemplos de pares ácido-base conjugados. Os pares ácido-base conjugados diferem entre si apenas em um próton.

10 HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq) Ka = [A-][H3O+]/[HA]
O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases: forças relativas de ácidos e bases A força relativa de um ácido ou de uma base pode ser expressa quantitativamente com uma constante de equilíbrio. Ka é uma constante de equilíbrio para um ácido em água. Para um ácido fraco, Ka < 1. O valor de Ka aumenta a medida que aumenta a força do ácido, ou seja, a medida que o ácido ioniza-se em maior extensão. HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq) Ka = [A-][H3O+]/[HA]

11 B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq) Kb = [BH+][OH-]/[B]
O Conceito de Bronsted-Lowry para Ácidos e Bases: forças relativas de ácidos e bases Do mesmo modo, podemos escrever a constante de equilíbrio para uma base, Kb. A Tabela a seguir mostra alguns ácidos e bases ordenados em função de sua capacidade de doar ou aceitar prótons e seus respectivos valores de Ka e Kb. Observa-se que quanto mais fraco é ácido, mais forte é sua base conjugada. Ou seja, quanto menor o valor de Ka, maior o valor de Kb correspondente. B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq) Kb = [BH+][OH-]/[B]

12 Constantes de Ionização de alguns ácidos e suas bases conjugadas
Ka Base conjugada Kb HClO4 grande ClO4- muito pequena H3O+ 1,0 H2O 1,0 x 10-14 H2SO3 1,0 x 10-2 HSO3- 8,3 X 10-13 H3PO4 7,5 X 10-3 H2PO4- 1,3 X 10-12 HF 7,2 X 10-4 F- 1,4 X 10-11 H2CO3 4,2 X 10-7 HCO3- 2,4 X 10-8 NH4+ 5,6 X 10-10 NH3 1,8 X 10-5 HCN 4,0 X 10-10 CN- 2,5 X 10-5 1,0 X 10-14 OH-

13 Efeito Nivelador Cada uma das seguintes reações atinge uma posição de equilíbrio deslocada para a direita.

14 Solvente Diferenciador
Diferencia a força de um grupo de ácidos. Soluções de concentrações iguais dos ácidos abaixo, em ácido acético, apresentam uma variação gradativa na condutividade elétrica.

15 A água e a Escala de pH 2H2O(aq) H3O+(aq) + OH-(aq)
auto-ionização da água Kw = [H3O+][OH-] Kw = 1,0 x (a 25 oC) [H3O+] = [OH-]= 1,0 x 10-7 (solução neutra) [H3O+]>[OH-] (solução ácida) [H3O+]<[OH-] (solução básica) pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-] Em água pura, a 25 oC pH = pOH- = 7,0

16 O Conceito de Lewis para Ácidos e Bases
Apresentado por Gilbert Newton Lewis ( ), em 1916, mas aceito apenas a partir de 1923. Ácidos são substâncias capazes de aceitar um par de elétron de outros átomos para formar uma nova ligação. Bases são substâncias capazes de doar um par de elétron a outro átomo para formar uma nova ligação. A + :B  A:B (aduto, ligação coordenada) BF3 + :NH3  H3N:BF3